КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Формы коррозии

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Формы коррозии 1. Равномерная 2. Местная питтинговая 3. Межкристаллическая

1. Химическая коррозия При 250° окисление железа 2 Fe – 2 e- = Fe 2+ 1 O 2 + 4 e- = 2 O 2 - 2 Fe + O 2 = 2 Fe. O Это О. B. процесс в отсутствии электролитов, при высоких температурах, в газовых и в неводных органических средах.

В зависимости от воздействия на металл окружающей среды различают виды коррозии: 1. Химическая 2. Электрохимическая 3. Биологическая (связана с жизне- деятельностью простейших микроорганизмов, вирусов, бактерий – железобактерий, серобактерий) 4. Специфические виды коррозии (под действием излучения)

Основные виды электрохимической коррозии 1. Атмосферная коррозия H 2 O , О 2 Fe C Fe 3 C Краткая схема металлического электролита e- A(-) Fe| H 2 O, O 2| C или Fe 3 C K(+)

A(-) Fe – 2 e- → Fe 2+ K(+) 2 H 2 O + O 2 + 4 e- → 4 OH- Fe 2+ + 2 OH- = Fe(ОН)2 4 Fe(OH)2 + 2 H 2 O + O 2 = 4 Fe(OH)3 (продукт коррозии) 2. Почвенная коррозия. – коррозия в грунте. Водородная деполяризация 2 H+ + 2 e- = H 2↑

Кислородная деполяризация О 2 + 2 H 2 O + 4 e- = 4 OH- Характер деполяризации зависит от среды. В кислой среде p. H<7 – водородная деполяризация A(-) Fe |HCl| Cu К(+) E 0 Fe/Fe 2+ = -0. 44 B E 0 Cu/Cu 2+ = + 0. 34 В

A(-) Fe – 2 e- = Fe 2+ K(+) 2 H+ + 2 e- = H 2↑ Fe + 2 H+ = Fe 2+ + H 2 В молекулярной форме Fe + 2 HCl = Fe. Cl 2 + H 2↑ При p. H = 7 в отсутствии кислорода в воде идет также водородная деполяризация.

A(-) Fe |H 2 O| Cu K(+) A(-) Fe – 2 e- = Fe 2+ K(+) 2 H 2 O + 2 e- = H 2 + 2 OH- Fe + 2 H 2 O = Fe 2+ + H 2 + 2 OH- Fe +2 H 2 O = Fe(OH)2 + H 2↑ При коррозии p. H = 7 или p. H > 7, в присутствии растворенного О 2 наблюдается кислородная деполяризация.

A(-) Fe |H 2 O, О 2| Cu K(+) A(-) Fe – 2 e- = Fe 2+ K(+) 2 H 2 O + О 2 + 4 e- = 4 OH- Fe 2+ + 2 OH- = Fe(OH)2 4 Fe(OH)2 +2 H 2 O + O 2= 4 Fe(OH)3 Возможность протекания электрической коррозии рассчитывается по Э. Д. С. = Евосст. – Еокис. Если Э. Д. С. положительная, то коррозия возможна.

Скорость коррозии тем больше: 1. чем больше Э. Д. С. электрохимического процесса, это определяется активностью коррозирующего металла и характером среды. 2. чем больше разница в электродных потенциалах металлов, образующих гальваническую пару.

Методы защиты металлов от коррозии. 1. Защита поверхности металлов покрытиями. 2. Электрохимические методы. Защитные поверхностные покрытия металлов изолируют металл от внешней среды. К ним относят: а) Неметаллические - краски, эмали, лаки, полимерные плёнки. б) Металлические, которые подразделяют на катодные и анодные.

К катодным покрытиям относят металлы, электродные потенциалы которых имеют более высокое значение, чем потенциал защищаемого металла. Например : Для железа катодными покрытиями могут быть металлы – медь, никель, серебро, олово, свинец. К анодным покрытиям относят металлы, электродные потенциалы

которых имеют более низкие значения, чем потенциал защищаемого металла. Например : Для железа анодными покрытиями могут быть металлы – цинк, алюминий, хром, магний, титан. Применение катодного или анодного защитных покрытий определяется условиями эксплуатации изделия.

При нарушении катодного защитного покрытия (железо покрыто оловом) в присутствии "влажного воздуха" возникает гальваническая пара железо- олово, где анодом является железо, катодом является олово O 2 Sn H 2 O Fe 2+ Fe

A (-) Fe | О 2 + Н 2 О | Sn К (+) e 0 Fe | Fe 2+ = - 0, 44 (В) e 0 Sn | Sn 2+ = - 0, 14 (В) Электроны переходят от железа к олову и связываются молекулами кислорода в присутствии молекул воды (кислородная деполяризация). А (-) 2 Fe - 2 е- =Fe 2+ K (+) 1 O 2 + 2 Н 2 O + 4 е- = 4 OН- 2 Fe + О 2 + 2 Н 2 О = 2 Fe(OH)2

При нарушении катодного защитного покрытия коррозия металла ускоряется. При нарушении анодного защитного покрытия (железо покрыто цинком) возникает гальваническая пара, где катодом является железо, а анодом является цинк. A (-) Zn | О 2 + Н 2 О | Fe К(+) e 0 Zn | Zn 2+ = -0, 76 (В) e 0 Fe | Fe 2+ = -0, 44 (В)

Zn O 2 H 2 O Fe 2+ Fe A (-) 2 Zn - 2 e- =Zn 2+ K (+) 1 O 2 + 2 Н 2 О + 4 е- = 4 ОН- 2 Zn + O 2 + 2 H 2 O = 2 Zn(OH)2 При нарушении анодного защитного покрытия защищаемый металл не разрушается, пока весь металл анода (цинк) не растворится.

Электрохимические методы обеспечивают условия, при которых защищаемая конструкция (защищаемая деталь) в условиях эксплуатации становится катодом, на котором идет процесс восстановления. Протекторная защита применяется в тех случаях, когда защищаемая конструкция, находится в среде электролита (подземные, почвенные воды, морская вода и т. д. ). Сущность её заключается в том, что конструкцию

соединяют с протектором - более активным металлом, чем металл защищаемой конструкции. В качестве протектора при защите стальных конструкций обычно используют магний, алюминий, цинк и их сплавы. Fe Mg 2+ Mg e- O 2 + H 2 O

A (-) 2 Mg - 2 e- =Mg 2+ K (+) 1 O 2 + 2 Н 2 О + 4 е- = 4 ОН- 2 Mg + O 2 + 2 H 2 O = 2 Mg(OH)2 По мере разрушения протекторов их заменяют новыми. Электрозащита (катодная защита) применяется в тех же случаях, что и протекторная защита. Защищаемая конструкция подключается к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому

она становится катодом, а , анодом служит вспомогательный (стальной) электрод. (-) (+) e- Fe O 2 + H 2 O Fe 2+ Fe K Конструкция A Вспомогательный электрод

В этом случае электроны отнимаются от анода источником тока. Вспомогательный электрод (анод) растворяется, а на защищаемой конструкции идёт восстановления.

-0, 136 B Sn H 2 O, O 2 Fe - 0, 44 В A(-) Fe |H 2 O, О 2| Sn K(+) A(-) Fe – 2 e- = Fe 2+ K(+) 2 H 2 O + О 2 + 4 e- = 4 OH- Fe 2+ + 2 OH- = Fe(OH)2 4 Fe(OH)2 +2 H 2 O + O 2= 4 Fe(OH)3 (ржавчина)

-0, 76 B Zn H 2 O, O 2 Fe - 0, 44 В A(-) Zn |H 2 O, О 2| Fe K(+) A(-) Zn – 2 e- = Zn 2+ K(+) 2 H 2 O + О 2 + 4 e- = 4 OH- Zn 2+ + 2 OH- = Zn(OH)2